046 – pH

Casi todos los procesos químicos que ocurren en el agua son sensibles a qué tan ácida o básica es esa agua. La sangre se mantiene dentro de aproximadamente una décima de unidad de pH de 7.4, el pH del suelo determina qué cultivos crecerán y los efluentes industriales se regulan según el pH antes de poder ser descargados. Medir el pH de forma confiable, y saber qué tanto se puede confiar en una medición determinada, es una de las habilidades más utilizadas en la química analítica.

La cantidad en sí se define logarítmicamente: pH = −log₁₀[H⁺], donde [H⁺] es la concentración de iones de hidrógeno en moles por litro. Debido a que la escala es logarítmica, una unidad entera representa un cambio de diez veces en la acidez; una solución con un pH de 3 contiene cien veces más iones de hidrógeno que una con un pH de 5. El agua pura a 25 °C se encuentra en un pH de 7, el punto en el que [H⁺] y [OH⁻] son ambos 10⁻⁷ mol/L.

Este laboratorio utiliza tres métodos en orden creciente de precisión. El papel tornasol responde únicamente si una solución es ácida o básica. Un indicador universal produce un color que se puede comparar con una tabla con una aproximación de una unidad de pH. Un pHmetro calibrado lee hasta la centésima de unidad. Usted aplicará los tres a tres líquidos desconocidos, y luego disolverá una sal —sulfato de amonio— y descubrirá que un compuesto que no contiene ningún grupo hidróxido ni ningún hidrógeno ácido evidente da, sin embargo, una solución claramente ácida. Explicar por qué es el núcleo analítico del ejercicio.

Metas educativas

Familiarización con el entorno de laboratorio

• Identifica la disposición, los instrumentos y el flujo de trabajo del laboratorio de pH Proteus, y localiza los papeles tornasol, la tabla de indicadores, la placa de pocillos, la balanza y el medidor de pH antes de comenzar.

Uso de equipo de protección

• Use guantes y protección ocular al manipular ácidos, bases y soluciones no identificadas, y reconozca que un líquido desconocido se trata como peligroso hasta que haya sido caracterizado.

Elección de un método de medición adecuado

• Distinga lo que cada uno de los tres métodos puede establecer: el papel tornasol da una respuesta de sí o no sobre la acidez, un indicador universal reduce el pH a aproximadamente una unidad y un medidor de pH proporciona una lectura cuantitativa de aproximadamente 0.01 unidades.
• Seleccione el método que coincida con la pregunta que se hace, en lugar de recurrir por defecto al instrumento más preciso disponible.

Operación correcta de un medidor de pH

• Sumerja el electrodo por completo, lea la pantalla digital una vez que se haya estabilizado y enjuague con agua destilada entre muestras.
• Explicar por qué es importante el enjuague: el arrastre de incluso un volumen pequeño de una solución fuertemente ácida o básica altera la siguiente lectura, y el efecto es mayor al pasar entre los extremos de la escala.

Preparación de una solución a partir de un sólido pesado

• Pese un sólido en la balanza electrónica, transfiéralo sin pérdidas, disuélvalo en un volumen medido de agua destilada y agite hasta que la solución sea homogénea.
• Reconozca que una concentración es tan buena como la peor de las dos mediciones de las que depende: la masa y el volumen.

Interpretación cuantitativa de la escala de pH

• Convertir entre pH y [H⁺]⁺] en ambas direcciones, y utilice la relación pH + pOH = 14 a 25 °C.

Predicción de si una sal disuelta será ácida, básica o neutra

• Identifique el ácido y la base principales de una sal, y utilice sus fuerzas relativas para predecir el carácter de la solución que forman: el principio que explica el resultado del sulfato de amonio.

Protocolo

PARTE 1: Determinar el carácter ácido-base y el pH de una sustancia líquida

1. Mida 20 mL de la solución 1 usando la probeta graduada.
2. Vierta 20 mL de la solución 1 en un vaso de precipitados de 50 mL.
3. Sumerge un papel tornasol rojo en él.
4. Luego sumerja un papel tornasol azul.
5. Por último, sumerge un papel indicador de pH.
6. Compare los colores obtenidos con los disponibles en la tabla de pH.
7. Enjuague la probeta graduada con agua destilada.
8. Repita los pasos del 1 al 7 con las sustancias 2 y 3.

PARTE 2: Determinar el pH de una sustancia líquida utilizando un indicador universal

1. Use el cuentagotas para tomar la solución 1 del vaso de precipitados de 50 mL.
2. Luego, vacíe el gotero en el pocillo n.° 1 de la placa de pocillos.
3. Agregue una gota de indicador de pH universal en el mismo pocillo.
4. Agita usando la varilla de vidrio.
5. Compare el color obtenido con los disponibles en la tabla de pH.
6. Repita los pasos 1 al 5 con las sustancias 2 y 3.

PARTE 3: Determine con precisión el pH de una sustancia líquida

1. Sumerja el electrodo del medidor de pH en el vaso de precipitados que contiene la solución 1.
2. Lea las medidas en la pantalla digital.
3. Enjuague el electrodo con agua destilada.
4. Seque el electrodo con papel absorbente.
5. Repita los pasos 1 a 4 con las sustancias 2 y 3.

PARTE 4: Determinar el pH de una sustancia sólida

1. Pese aproximadamente 1.8 g de sulfato de amonio en polvo utilizando la balanza electrónica.
2. Mida 100 mL de agua destilada usando una probeta graduada.
3. Vierta el polvo de sulfato de amonio pesado en un vaso de precipitados de 250 mL.
4. Vierta el contenido de la probeta graduada en el mismo vaso de precipitados.
5. Agite usando la varilla de vidrio durante 5 segundos.
6. Sumerja un papel tornasol rojo en el vaso de precipitados de 250 mL que contiene la solución de sulfato de amonio
7. Sumerja un papel tornasol azul en el vaso de precipitados de 250 mL que contiene la solución de sulfato de amonio
8. Sumerja un papel indicador de pH en el vaso de precipitados de 250 mL que contiene la solución de sulfato de amonio.
9. Compare los colores obtenidos con los disponibles en la tabla de pH.
10. Sumerja el electrodo del medidor de pH en la solución de sulfato de amonio.
11. Lea la medida en la pantalla digital.
12. Enjuague el electrodo con agua destilada.
13. Seque el electrodo con papel absorbente.

Resultados esperados

Las cuatro soluciones. Primero se caracterizan tres líquidos desconocidos, y la solución de sulfato de amonio se prepara y se mide en la Parte 4.

Las definiciones detrás de los números. El pH se define como pH = −log₁₀[H⁺]. En cualquier solución acuosa a 25 °C las dos concentraciones de iones están vinculadas por el producto iónico del agua, [H⁺][OH⁻] = K_w = 1,0 × 10⁻¹⁴, a partir del cual pH + pOH = 14. El agua destilada tiene [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L y por lo tanto pH 7.

Solución 2, una base fuerte. El hidróxido de sodio se disocia por completo, por lo que una solución 0.1 M tiene [OH⁻] = 0.1 mol/L directamente. Entonces pOH = −log₁₀(0.1) = 1, y pH = 14 − 1 = 13. No se necesita ningún cálculo de equilibrio, lo cual es lo que distingue a una base fuerte de una débil.

Solución 1, un ácido débil. El ácido etanoico se disocia solo parcialmente, por lo que su concentración por sí sola no es suficiente; también se necesita la constante de disociación del ácido. Para un ácido débil de concentración C que está ligeramente disociado, K_a = x²/(C − x) ≈ x²/C con x = [H⁺], que se reorganiza a la forma funcional:

pH = ½(pK_a − registro₁₀C)

Una solución 5 % (v/v) tiene una concentración de aproximadamente 0,87 M, y el ácido etanoico tiene un pK_a = 4.76, por lo que el pH = ½(4.76 + 0.06) = 2.41. Observe cuán menos ácido es esto que un ácido fuerte a la misma concentración: el ácido clorhídrico 0.87 M se ubicaría cerca de un pH de 0.06, más de dos unidades más bajo, porque se disocia por completo.

Solución 4, por qué una sal resulta ácida. El sulfato de amonio no contiene ningún grupo hidróxido ni ningún átomo de hidrógeno que parezca obviamente ácido, sin embargo, su solución es claramente ácida. La razón es que es la sal de un base débil y un ácido fuerte. Al disolverse, libera iones de amonio y sulfato:

(NH₄)₂ENTONCES₄(s) → 2 NH₄⁺(aq) + SO₄²⁻aq

El ion amonio es el ácido conjugado del amoníaco y dona un protón al agua, NH₄⁺ → NH₃ + H⁺, con pK_a = 9.25. El ion sulfato es la base conjugada de un ácido fuerte y es efectivamente un espectador. Solo el amonio contribuye, y hace que la solución sea ácida.

Cada unidad fórmula aporta dos iones de amonio, por lo que 1.8 g en 100 mL da [NH₄⁺] = 2 × (1.8 / 132.14) / 0.100 = 0.272 M. Aplicando la misma expresión de ácido débil que para la solución 1: pH = ½(9.25 − log₁₀0.272) = ½(9.25 + 0.565) = 4.91.

Qué poco de eso reacciona realmente. Ese pH corresponde a [H⁺] = 1.24 × 10⁻⁵ mol/L, lo que representa solo unas 45 partes por millón del amonio presente. Menos de un ion amonio en veinte mil cede su protón —y aun así, la solución se encuentra a dos unidades de pH completas de la neutralidad—. Esta es la demostración más clara en el laboratorio de cuán sensible es el pH: un grado de reacción casi imperceptible desplaza la lectura una gran distancia, precisamente porque la escala es logarítmica.

Prueba de solubilidad. La solubilidad del sulfato de amonio es de aproximadamente 744 g/L a temperatura ambiente. Esta solución es de solo 18 g/L, por lo que se disuelve por completo y no queda ningún sólido que complique la medición.

Resumen de tareas por rango de calificaciones

Grado 9-10

• Enfoque la escala de pH como medida de la acidez, y la diferencia entre una prueba cualitativa y una cuantitativa.
• Actividades: clasifique los tres líquidos desconocidos como ácidos, neutros o básicos usando papel tornasol rojo y azul; compare el color del indicador universal con la carta de colores; lea el medidor de pH y registre los tres resultados lado a lado; observe que la solución de sulfato de amonio es ácida aunque sea una sal, y describa la observación sin explicarla todavía.

Undécimo grado

• Enfoque tratamiento cuantitativo de la escala y la distinción entre electrolitos fuertes y débiles.
• Actividades: convierta cada pH medido en una concentración de iones de hidrógeno y viceversa; use pH + pOH = 14 para obtener el pH de hidróxido de sodio 0.1 M a partir de los principios fundamentales y compárelo con el del potenciómetro; explique por qué la misma concentración de un ácido fuerte y uno débil dan valores de pH muy diferentes; compare la precisión de los tres métodos e indique cuál es adecuado para cada propósito.

12.º grado / Nivel universitario

• Enfoque equilibrio de ácidos débiles, hidrólisis de sales y los límites de una suposición simplificadora.
• Actividades: derivar pH = ½(pK_a − log C) de K_a = x²/(C − x) y exponga la aproximación en la que se basa; prediga el pH de la disolución de sulfato de amonio antes de medirlo, incluido el factor de dos por los dos iones amonio por unidad fórmula; calcule la fracción de amonio que se disocia y comente lo que el resultado implica sobre la sensibilidad de una escala logarítmica; discuta si se justifica tratar al sulfato como un espectador, y estime la dirección y el tamaño del error introducido por esa suposición.

Elementos esenciales para el laboratorio

Instrumentos

• Vasos de precipitados (50 mL y 250 mL)
• Placa de pocillos
• Goteros
• Báscula electrónica
• Varilla de vidrio
• Probetas graduadas (25 mL y 100 mL)
• Espátula
• medidor de pH
• tabla de colores de pH
• Papel tornasol rojo
• Papel tornasol azul
• papel indicador de pH
• Toalla de papel
• Guantes y protección ocular

Productos

• Sulfato de amonio (en polvo)
• Indicador de pH universal (líquido)
• Agua destilada
• Líquido desconocido #1 — ácido etanoico 5 % v/v
• Líquido desconocido #2 — hidróxido de sodio 0,1 M
• Líquido desconocido #3 — agua destilada